Kapitel 14: Ionen, Salze, Fällungsreaktionen und Ionenbindung
Ein Natriumchloridkristall
Inhalt
Kapitel 14: Ionen, Salze, Fällungsreaktionen und Ionenbindung...1
Inhalt... 2
Vorbemerkungen... 5
Unterkapitel I: Ionen und die Ionenbindung...6
Leitfähigkeitsmessung von Lösungen...7
Zusatzversuch: Leitfähigkeit eines Salzkristalls:...7
Wie gelangen nun die Elektronen vom Minuspol zum Pluspol?...8
Ionenwanderung... 9
Edelgaskonfiguration... 10
Welche Ionen sind in Natriumchlorid zu finden?...11
a) Bildung des Natrium-Ions...11
b) Bildung des Chlor-Ions...11
Erklärung nach den Besetzungsregeln des Orbitalmodells (falls im UR schon gemacht)...12
Bildung des Natriumions:...12
Bildung des Chlorions... 13
Zur Bestimmung der Ionenladung helfen ein paar Regeln und Tipps mithilfe des PSE:...14
Welche Ionenladung hat das Wasserstoffion?...15
Ionen verbinden sich miteinander: Die Ionenbindung...16
Beispiele für Metallionen und Säurerestionen:...17
Liste wichtiger Anionen...18
Für Schüler der Oberstufe: Bezeichnung wichtiger Anionen...19
a) Einatomige Anionen... 19
b) Mehratomige Anionen...19
Übungen zur Bestimmung der Ionenladungen...20
Unterkapitel II: Salze und Mineralien...21
Eigenschaften der Salze... 22
Charakteristische Eigenschaften von Salzen:...22
Eigenschaften von Salzen...22
Entstehung von Salzen und Salzgewinnung des Menschen:...22
Gebrauch und Verwendung von Salzen...23
Gewinnung von Kochsalz...23
Zusammensetzung der Salze...23
Der Schmelzpunkt von Salzen ist sehr hoch...24
Bergmännische Gewinnung von Natriumchlorid...25
Aufgaben:... 27
Nomenklatur bei Salzen...28
Übungen zu Salzformeln und Salznamen...29
Übungstest zum Thema „Salze und Ionen“...30
Vier Möglichkeiten der Salzbildung...31
I) Salzbildung durch Neutralisation...31
II) Salzbildung aus Metalloxid und Säure...31
III) Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge...32
a) Vorbereitung: Herstellung von frischem Kalkwasser...32
b) Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge...32
IV) Salzbildung aus den Elementen...33
Zusammenfassung: Salzbildung...34
Salzbildung durch Reaktion von Säure und Lauge...34
Salzbildung durch Reaktion von Metalloxid und Säure...34
Salzbildung durch Reaktion von Nichtmetalloxid und Lauge...34
Salzbildung aus den Elementen...34
Salzbildung aus Metallen und Säuren...34
Aufgaben zur Salzbildung... 35
Salzbildung II: Die Bildung von Zinksulfid aus den Elementen...36
Unterkapitel III: Der Aufbau von Salzkristallen und energetische Aspekte der Salz- und Ionenbildung...37
Salze im festen Zustand: Der Aufbau der Salzkristalle - das Ionengitter...38
Max von Laue - Versuch... 39
Der Laue-Versuch:...39
Die Anziehungskraft der Ionen...40
Die Koordinationszahl...41
Beispiele für Koordinationszahlen der Ionengitter...41
Wovon hängt die Koordinationszahl ab?...41
Beispiele für Ionenradien:...41
Wovon hängt der Ionenradius ab?...42
Vergleiche Atomradios und Ionenradius:...42
Die wichtigsten Atom- und Ionenradien...43
Ionosierungsenergien...44
1. Ionisierungsenergie...44
Ionenbindung und das Ionengitter...45
Energiebilanz der Salzbildung...46
Teilschritte der NaCl - Bildung...47
Beachte das Vorzeichen der beteiligten Energien:...48
Größe der Gitterenergie...49
Die Bildung von Zinksulfid in Teilschritten...50
Umkehrung der Salzbildung: Elektrolyse einer (wässrigen) Kupferchloridlösung...51
Übung - Verkupfern eines Schlüssels...52
Tipps für eine dauerhaft haltende Kupferschicht bei der Verkupferung...53
Ionenkristalltypen im Detail (nur für den LK)...54
1. Ein Metallion : ein Anion-Typ (M1X1):...54
a) CsCl-Typ... 54
b) NaCl-Typ:... 54
c) ZnS-Typ:... 54
d) BN-Typ (ohne größere Bedeutung)...54
2. Ein Metallion : zwei Anionen-Typ (M1X2):...55
a) Fluorit-Typ... 55
b) Rutil-Typ... 55
c) Anitfluorit (oder Cristobalit-)-Typ:...55
3. Spinell-Typ:... 55
Übersicht über die verschiedenen Kristalltypen...56
Das Coulomb’sche Gesetz...57
Wärme und Kälteeffekte beim Lösen von Salzen...58
Das legendäre „Bananenmodell“ der Hydratisierung - Ionen umhüllen sich mit Wasser...58
Unterkapitel IV: Fällungsreaktionen und chemische Nachweise...60
Fällungsreaktionen... 61
Was ist ein schwerlösliches Salz?...61
Fällungsreaktionen als chemische Nachweise...62
Übersicht über verschiedene Ionennachweise...63
Nachweis von Cl--Ionen... 63
Nachweis von Ag+-Ionen...63
Nachweis von SO42--Ionen...63
Nachweis von Ba2+-Ionen...63
1. Vollständige Salze angeben (mit oder ohne Ionenladung):...70
2. Salze in einzelne Ionen aufführen: (immer mit Ionenladung!):...70
3. Weglassen der Ionen die an der eigentlichen Reaktion nicht teilnehmen:...70
Wiederholungsfragen Ionen...71
Übungstest zum Thema „Salze und Ionen“ II...72
Vorbemerkungen
In diesem Kapitel erweitert sich Dein chemisches Wissen enorm! Du lernst eine neue Gruppe von Verbindungen kennen, die Salze. Salze und auch salzähnliche Stoffe wie die Oxide haben einen besonderen Aufbau. Sie bestehen aus Ionen. Man spricht auch von ionogenen Verbindungen.
Ionen sind keine Elemente und müssen von Dir immer gut von diesen unterschieden werden. Achte also von nun an darauf, mit welchen Stoff Du es jeweils zu tun hast: Element, Ion oder Verbindung.
Es ist ein schweres Kapitel!
Ich habe das Kapitel in folgende Unterkapitel aufgeteilt:
I: Ionen und die Ionenbindung II: Salze und Mineralien
III: Der Aufbau von Salzkristallen und energetische Aspekte der Salz- und Ionenbildung IV: Fällungsreaktionen und chemische Nachweise
V: Zusammenfassung, Tipps und wichtige Hilfen
Unterkapitel I: Ionen und die Ionenbindung
Leitfähigkeitsmessung von Lösungen
Ganz am Anfang dieses Kurses haben wir die Leitfähigkeit von Elementen gemessen. Metalle hatten wir damals festgestellt leiten den elektrischen Strom in der Regel gut. Was ist aber mit Lösungen?
V1: In Wasser werden verschiedene Salze (NaCl, KCl, Na2SO4) sowie Harnstoff und Zucker gegeben. Es sollte immer die gleiche Flüssigkeitsmenge zugegeben werden und auch die gleiche Menge Feststoff. Die Leitfähigkeit wird dann gemessen.
Energiequelle
Kohlenstoff-Elektroden
Lösung Messgerät
Beobachtungen:
wässrige Lösung von Dest.
Wasser
Leitungs- wasser
NaCl NaNO3 KCl Na2SO4 CaCO3 Harnstoff Zucker Leitfähigk
eit
sehr
gering gering ++ ++ ++ ++ gering -
sehr gering Mögliche
Werte bei 3V
0,03 mA
15 mA
1500 mA
1650 mA
1400 mA
800 mA
90 mA
0,03 mA
0,03 mA
Zusatzversuch: Leitfähigkeit eines Salzkristalls:
V2: Messung der Leitfähigkeit von festen Salzen (=Kristallen)
B2: Die festen Salze leiten den elektrischen Strom gar nicht!
Schlussfolgerungen:
Wenn man nicht immer die gleiche Salzmenge zugibt +
-
W
ie gelangen nun die Elektronen vom Minuspol zum Pluspol?
Salze zerfallen beim Lösen in geladene Teilchen. Diese geladenen Teilchen transportieren die Ladungen des elektrischen Stroms von der ersten Elektrode durch das Wasser zur zweiten Elektrode.
Dabei kann man sich vorstellen, dass sie die Elektronen „tragen“, wie ein Wanderer einen Rucksack trägt.
Da das altgriechische Wort für Wanderer „ionos“ lautet, nennen die Chemiker alle geladenen Teilchen Ionen. Im Kochsalz (NaCl) sind geladene Natriumionen und Chloridionen vorhanden.
Je mehr Salz sich dabei auflöst, desto mehr erhöht sich die Leitfähigkeit, da mehr Ionen in der Lösung vorhanden sind.
Leitungswasser leitet übrigens auch minimal den elektrischen Strom, da in ihm winzige Mengen von Mineralsalzen enthalten sind.
Zucker und Harnstoff hingegen sind keine Salze! Sie bestehen nicht aus Ionen und leiten deshalb den elektrischen Strom nicht.
Warum leitet nun der Feststoff den elektrischen Strom nicht? Sind im Kristall keine Ionen vorhanden?
Salze sind aus Ionen aufgebaut. In der Lösung (sowie in geschmolzener Form) sind die Ionen frei beweglich und können Ladungen transportieren, im Feststoff sind die Ionen bereits vorhanden, aber sie sind nicht beweglich!
Elektrischer Strom ist der Fluss von e–.
Nur in Salzlösungen und Salzschmelzen sind die Ionen beweglich.
=> Salzkristalle leiten den elektrischen Strom nicht.
Ionen sind elektrisch geladene Atome oder Moleküle.
Ionen mit positiver Ladung werden Kationen genannt, Ionen mit negativer Ladung Anionen.
Ionenwanderung
V: Das mit Natriumchloridlösung getränkte Filterpapier, wird an den Enden mit einem gefaltetem Kupferblech und einer Krokodilklemme an die Gleichspannungsquelle angeschlossen. Auf der Filterpapiermitte werden die Probesubstanzen aufgelegt (Kupfersulfat, Kaliumdichromat und Kaliumpermanganatkristalle). Bestimme die mittlere Ionenwanderungsgeschwindigkeit.
– +
25V
Kathode Anode
<---- Kupferionen Chromat- und Manganationen --->
Kationen sind positiv geladen Anionen negativ geladen.
B: Zum Pluspol sieht man eine orange und violette Färbung, zum Minuspol eine blaue.
S: Unter dem Einfluss des elektrischen Feldes wandern die positiv geladenen (Kationen) Kupferionen zum Minuspol (Kathode), die negativ geladenen Chromationen (Anionen) wandern zum Pluspol (Anode).
Einige der verwendeten Ionen haben eine typische Farbe: Manganationen sind pink, Kuper(II)ionen sind hellblau und Dichromationen sind gelb: KMnO4, CuSO4, K2Cr2O7
Auf der Seite des Minuspols sieht man nun die blauen Kupferionen, auf der anderen Seite die beiden Säurerestionen.
Kannst Du nun eine Vorhersage zu den Ladungen der Ionen treffen?
Edelgaskonfiguration Man liest oft die folgende Vereinfachung:
Edelgase sind die Elemente der 8. Hauptgruppe. Sie sind sehr reaktionsträge, was durch ihre vollbesetzte äußere Elektronenhülle verursacht ist.
Das ist für Wasserstoff und Helium mit zwei Elektronen richtig. Auch für Elemente der 2. Periode ist die äußere Hülle voll besetzt und somit Edelgaskonfiguration erreicht (Oktett).
Das Problem dieser Vereinfachung ist, dass ab der dritten Periode mehr Elektronen in die äußeren Hüllen passen!
Eine Elektronenhülle kann genau 2n2 Elektronen aufnehmen. (n= Periodennummer = Anzahl an Elektronenhüllen)
=> Elemente der 1. Periode haben mit 2 e– Edelgaskonfiguration.
=> Elemente der 2. Periode haben mit 8 e– Edelgaskonfiguration.
=> Elemente der 3. Periode haben mit 8 e– Edelgaskonfiguration, können aber 18 e– aufnehmen.
=> Elemente der 4. Periode haben mit 8 e– Edelgaskonfiguration, können aber 32 e– aufnehmen.
=> Elemente der 5. Periode haben mit 8 e– Edelgaskonfiguration, können aber 50 e– aufnehmen.
Usw.
Wie kann man nun die Edelgaskonfiguration genau beschreiben?
Edelgaskonfiguration ist die Konfiguration mit 2 Valenzelektronen für Wasserstoff und Helium sowie 8 Valenzelektronen für alle Hauptgruppenelemente (s2p6)! Davon leitet sich auch der Begriff
„Oktettregel“ ab.
Für Nebengruppenelemente und Komplexe gilt stattdessen, dass sie 18 Valenzelektronen einen besonders stabilen Zustand erreichen.
Edelgase sind besonders reaktionsträge und chemisch sehr stabil.
Es existieren nur wenige bekannte Verbindungen (z.B. XeF6).
Die Edelgase haben im elementaren Zustand bereits ihre Edelgaskonfiguration. Durch diese besondere Konfiguration haben einen besonders energiearmen Zustand, dadurch sind sie
chemisch besonders stabil und reaktionsträge.
Edelgase sie sind im elementaren Zustand einatomig und bilden nur in Ausnahmefällen Edelgasverbindungen.
Zusatzinformationen:
https://de.wikipedia.org/wiki/Helium https://de.wikipedia.org/wiki/Neon https://de.wikipedia.org/wiki/Argon https://de.wikipedia.org/wiki/Krypton https://de.wikipedia.org/wiki/Xenon https://de.wikipedia.org/wiki/Radon
https://de.wikipedia.org/wiki/Edelgaskonfiguration https://de.wikipedia.org/wiki/18-Elektronen-Regel https://de.wikipedia.org/wiki/Oktettregel
Welche Ionen sind in Natriumchlorid zu finden?
a) Bildung des Natrium-Ions
Zeichne das Natriumatom 2311Na (es hat 1 Außenelektron):
Die wichtigste Frage, die man sich bei der Bestimmung der Ionenladung immer stellen muss:
Was muss passieren, damit eine vollbesetzte Außenelektronenwolke vorliegt (also Edelgaskonfiguration erreicht wird!)?
Das Element Natrium muss zum Erreichen der Edelgaskonfiguration dieses eine Außenelektron
abgegeben! Dem verbleibende Teilchen fehlt es nun, aber die darunterliegende Elektronenhülle, die ja nun die äußerste ist, ist vollbesetzt. Das neu entstandene Ion ist nun positiv geladen.
2311Na - Atom 2311Na+- Ion 11p+, 11e–, 12n 11p+, 10e–, 12n
---> e– +
Wie genau kommt es zur positiven Ladung?
In der atomaren Form liegen je 12 negative und 12 positive Ladungen vor. Entfernt man ein negatives Elektron, dann bleibt eine positive Ladung „über“.
=> Das Ion ist also einfach positiv geladen.
Hinweis: In Reaktionsgleichungen werden keine Elektronen „abgezogen“ oder „subtrahiert“. Für die Gleichung wird stattdessen von einer „Aufspaltung“ in Elektron und Ion ausgegangen.
b) Bildung des Chlor-Ions
Zeichne das Chloratom 3517Cl (es hat 7 Außenelektronen):
Was muss passieren, damit eine vollbesetzte Außenelektronenwolke vorliegt?
Ein Außenelektron wird aufgenommen. Das neue Teilchen hat nun ein Elektron mehr und somit eine negative Ladung mehr als vorher. Dadurch ist es negativ geladen.
3517Cl - Atom 3517Cl– - Ion 17p+, 17 e–, 18n 17p+, 18 e–, 18n
+ e– --->
++++++ +++
+ + +
++++ ++++ + +
Erklärung nach den Besetzungsregeln des Orbitalmodells (falls im UR schon gemacht) Es gibt für die Oberstufe noch ein anderes, schwierigeres aber besseres Atommodell, das Orbitalmodell.
Oft zeichnet man hier die Elektronenhüllen nicht, sondern ordnet die Elektronen in sogenannten
„Besetzungsdiagrammen“ an, welche die unterschiedlichen Energieniveaus zeigen.
Bildung des Natriumions:
Elemente „streben“ vollbesetzte Energieniveaus an. Natrium erreicht dies durch Abgabe eines Elektrons und erreicht so die Edelgaskonfiguration s2p6:
Welche Ladung wird das Natriumion also tragen, damit es nur vollbesetzte Energieniveaus hat?
=> +1 => Na+ Vergleiche:
Natriumatom Natriumion, Na+
11 Elektronen, davon 1 Valenzelektron 10 Elektronen, davon 8 Valenzelektron
=> keine voll besetzte Valenzelektronenhülle => voll besetzte Valenzelektronenhülle
=> chemisch eher instabil und reaktiv => stabilerer Zustand (energetisch günstiger)
=> wenig reaktiv
Bildung des Chlorions
Chlor erreicht Edelgaskonfiguration durch Aufnahme eines Elektrons und erreicht so die Edelgaskonfiguration s2p6:
Welche Ladung kann ein Chloridion tragen, damit es nur vollbesetzte Energieniveaus hat?
=> -1 => Cl– Vergleiche:
Chloratom Chloridion
17 Elektronen, davon 7 Valenzelektron 16 Elektronen, davon 8 Valenzelektron
=> keine voll besetzte Valenzelektronenhülle => voll besetzte Valenzelektronenhülle
=> chemisch sehr reaktiv => stabilerer Zustand (energetisch günstiger)
=> wenig reaktiv
Man kann nun nicht jedes Mal komplette Atome bzw. Besetzungsdiagramme zeichnen, um die Ladung eines Ions zu bestimmen. Zum Glück hilft uns das Periodensystem der Elemente da weiter:
Zur Bestimmung der Ionenladung helfen ein paar Regeln und Tipps mithilfe des PSE:
Oberstes Gebot: Die Anzahl an Valenzelektronen des ungeladenen Atoms bestimmt die Ionenladung. Ziel ist dabei i.d.R. Edelgaskonfiguration.
• Die Ladung einatomiger Ionen entspricht bei Elementen der 1.- 3. Hauptgruppe der Hauptgruppen- nummer.
Die Elemente der 1. Hg bilden 1fach positive Ionen (z.B.: Li ---> Li+ + e–) Die Elemente der 2. Hg bilden 2fach positive Ionen (z.B.: Ca ---> Ca2+ + 2e–) Die Elemente der 3. Hg bilden oft 3fach positive Ionen (z.B.: Al ---> Al3+ + 3e–)
Bei den restlichen Elementen kann sie der Anzahl an Elektronen entsprechen, die zum Erreichen von vollständig besetzten Energiestufen aufgenommen (oder abgegeben werden) müssen:
Bsp. Sauerstoff hat 6 VE => zur vollbesetzten Energiestufe fehlen 2 e– => O2– - Ion
Elemente der 7. Hg bilden oft 1fach negative Ionen (wenn sie überhaupt Ionen bilden) (z.B.: Cl ---> Cl– + e–) Elemente der 6. Hg bilden oft 2fach negative Ionen (wenn sie überhaupt Ionen bilden) (z.B.: O ---> O2– +2e–) Elemente der 5. Hg bilden oft 3fach negative Ionen (wenn sie überhaupt Ionen bilden) (z.B.: N ---> N3– + 3e–)
• Metalle bilden positive geladene Ionen (= Kationen), Nichtmetalle bilden (wenn sie Ionen bilden) negativ geladene Ionen (=Anionen).
• Nebengruppenelemente (Fe, Cu, Zn) bilden „Kationen“ verschiedener Ladungen. Häufig ist ihre Ladung 2+.
• Edelgase bilden keine Ionen.
Aufgaben:
1. Vervollständige: Ionen entstehen durch...
2. Na+-Ionen unterschieden sich von Na-Atomen durch...
3. Welche Eigenschaften haben Ionen?
4. Erkläre den Begriff Ionenbindung.
5. Wie bestimmt man die Ladung eines Säurerestes?
6. Welche Voraussetzungen müssen gegeben sein, damit Ionen den Strom leiten?
7. Schlage im Periodensystem nach, wie sich die Atom- und Ionenradien bei drei von Dir gewählten Elementen unterscheiden.
8. Bestimme die Ionenladungen der folgenden Teilchen:
Na; Cl, Mg; Li; Sr; Be; S; O; Al; O; C; H; K; Ca; Ba; Br; I; F; Ne
9. Wie lautet die richtige Formel für folgende Salze; Natriumchlorid (= Kochsalz); Bariumsulfat;
Magnesiumcarbonat; Natriumsulfat; Lithiumnitrat; Kaliumbromid; Calciumphosphat; Aluminiumsulfat.
Welche Ionenladung hat das Wasserstoffion?
Wasserstoff hat ein nur ein einziges Elektron. Es kann es zum Erreichen der vollbesetzten
Außenelektronenwolke und somit zum Erreichen der Edelgaskonfiguration ein Elektron aufnehmen oder eines abgeben.
Aufnahme eines e– 11H Abgabe eines e–
Hydridion H– H-Atom Proton H+
Während einige Metalle mit dem Hydrid Verbindungen eingehen, so ist (v.a. in der Schule) das H+ der häufigere Reaktionspartner.
Ionen verbinden sich miteinander: Die Ionenbindung
Vom Magnetismus aus dem Physikunterricht kennst Du die Anziehung der unterschiedlichen Pole und die Abstoßung von gleichsinnigen Polen. In der Chemie hast Du nun positive und negative elektrostatische Ladungen bei Ionen kennengelernt. Auch diese ziehen sich bei unterschiedlichem Vorzeichen an und stoßen sich bei gleichem Vorzeichen ab.
Verbindungen unterschieden sich von Elementen dadurch, dass in Ihnen mehrere Elemente miteinander verbunden sind. Grundsätzlich gibt es zwei verschiedene Arten, wie sich Elemente miteinander verbinden können. Die Atombindung lernst Du in einem der folgenden Kapitel. Die andere Art ist die Ionenbindung.
Die Verbindung mehrerer Elemente kommt durch ihre unterschiedliche Ladung zustande:
Natriumchlorid: Na+Cl– Calciumfluorid: Ca2+F–2
Aluminiumbromid: Al3+Br–3
(Die Ladungen werden bei Salzen in der Regel nicht notiert, aber gerade am Anfang, kann man dies machen, da es eine Hilfe sein kann. Aber es müssen dann immer beide Ladungen notiert werden!)
Eine solche Verbindung durch gegensätzliche Ionenladungen wird Ionenbindung oder ionogene Verbindung genannt.
Ionen ungleicher Ladung ziehen sich an und verbinden sich.
H+ + Cl– ---> H+Cl– Na+ + Cl– ---> Na+Cl– Mg2+ + O2– ---> Mg2+O2–
Dabei müssen positive und negative Ladungen ausgeglichen sein, sodass die entstehende Verbindung „nach außen“ ungeladen ist.
2H+ + O2– ---> H+2O2–
2Al3+ + 3O2– ---> Al3+2O2–3
Die Verbindung von Ionen zu einer Verbindu ng nennt man Ionenbindung.
Die Ionenbindung kommt bei allen Salzen vor. Dies ist eine sehr große Gruppe innerhalb der
anorganischen Chemie. Bei Salzen ist diese Art der Bindung sehr fest. Sie kann durch Wasser oft aber
„gelöst“ werden. Bei Salzen entsteht so eine Salzlösung.
Alle Salze bestehen aus Ionen, welche durch eine Ionenbindung miteinander verbunden sind.
Es gibt noch eine zweite Art der Verbindung zwischen Atomen. Sie wird Atombindung genannt. Du lernst sie später kennen.
Beispiele für Metallionen und Säurerestionen:
Metallion Säurerestion Name des Säurerests
Lithium: Li+ Cl– Chlorid
Kalium: K+ F– Fluorid
Natrium: Na+ Br– Bromid
Magnesium: Mg2+ I– Iodid
Calcium: Ca2+ S2– Sulfid
Barium: Ba2+ (NO3)– Nitrat
Aluminium: Al3+ (SO4)2– Sulfat
Kupfer: Cu2+ (SO3)2– Sulfit
Silber: Ag+ (CO3)2– Carbonat
Eisen: Fe3+ (PO4)3– Phosphat
Aufgaben:
Trage alle Ionenladungen der Säurereste in der Tabelle (oder dem auf dem Säurezettel des letzten Jahres) ein!
Hier die korrekte Lösung:
Die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste
Säure: Säurerest:
HF Fluorwasserstoffsäure F– Fluorid HCl Chlorwasserstoffsäure Cl– Chlorid HBr Bromwasserstoffsäure Br– Bromid
HI Iodwasserstoffsäure I– Iodid
H2S Schwefelwasserstoff(säure) S2– Sulfid
HCN Blausäure CN– Cyanid
HNO3 Salpetersäure (NO3)– Nitrat H2SO4 Schwefelsäure (SO4)2– Sulfat H2CO3 Kohlensäure (CO3)2– Carbonat H3PO4 Phosphorsäure (PO4)3– Phosphat HNO2 Salpetrigesäure (NO2)– Nitrit H2SO3 Schwefeligesäure (SO3)2– Sulfit H3PO3 Phosphorigesäure (PO3)3– Phosphit
Liste wichtiger Anionen
(SO4)2-– Sulfat (NO3)– Nitrat (ClO4)– Perchlorat
(HSO4)– Hydrogensulfat (NO2)– Nitrit (ClO3)– Chlorat (SO3)2– Sulfit
(S)2– Sulfid (NH4)+ Ammonium (MnO4)– Permanganat
(S2O3)2– Thiosulfat
(PO4)3– Phosphat (CrO4)2– Chromat (CO3)2– Carbonat (HPO4)2– Hydrogenphosphat (Cr2O7)2– Dichromat (HCO3)– Hydrogencarbonat (H2PO4)– Dihydrogenphosphat
Für Schüler der Oberstufe: Bezeichnung wichtiger Anionen a)
E inatomige Anionen
Ion Name Säurename
H+ Hydrid
F–, Cl–, Br–, I– Fluorid, Chlorid, Bromid, Iodid (allg. Halogenid)
Fluorwasserstoffsäure, Chlorwasserstoffsäure, Bromwasserstoffsäure, Iodwasserstoffsäure
O2– Oxid Wasser (!)
S2– Sulfid Schwefelwasserstoffsäure
b)
M ehratomige Anionen
(AsO4)3– Arsenat Arsensäure
(AsO3)3– Arsenit Arsenige Säure
(BO3)3– Borat (Ortho-)Borsäure
(CH3COO)– Acetat Essigsäure
(CN)– Cyanid Hydrogencyanid (Blausäure)
(CO3)2– Carbonat Kohlensäure
(ClO4)– Perchlorat Perchlorsäure
(ClO3)– Chlorat Chlorsäure
(ClO2)– Chlorit Chlorige Säure
(ClO)– Hypochlorit Hypochlorige Säure
(Cr2O7)2– Dichromat „Dichromsäure“
(CrO4)2– Chromat „Chromsäure“
(MnO4)– Permanganat „Permangansäure“
(N3)– Azid Hydrogenazid, Stickstoffwasserstoffsäure
(NCO)– Isocyanat Isocyansäure
(NO3)– Nitrat Salpetersäure
(NO2)– Nitrit Salpetrige Säure
(OCN)– Cyanat Cyansäure
(OH)– Hydroxid Wasser!
(PO4)3– Phosphat Phosphorsäure
(PO3)3– Phosphit Phosphorige Säure
(PO2)3– Phosphinat Phosphinsäure
(SO4)2– Sulfat Schwefelsäure
(SO3)2– Sulfit Schweflige Säure
(S2O3)2– Thiosulfat Thioschwefelsäure
(SCN)– Thiocyanat Thiocyansäure
Übungen zur Bestimmung der Ionenladungen a) Bestimme die Ionenladungen der folgenden Ionen:
Na; Cl, Mg; Li; Sr; Be; S; O; Al O; C; H; K; Ca; Ba; Br; I; F; Ne
b) Wie lautet die richtige Formel für folgende Salze:
Natriumchlorid (= Kochsalz):
Bariumsulfat:
Magnesiumcarbonat:
Natriumsulfat:
Lithiumnitrat:
Kaliumbromid:
Calciumphosphat:
Aluminiumsulfat:
Unterkapitel II: Salze und Mineralien
Eigenschaften der Salze
Umgangssprachlich ist „Salz“ für viele Menschen nur ein einziger Stoff. Gemeint ist damit oft das Kochsalz Natriumchlorid. Tatsächlich sind Salze eine der größten Stoffgruppen der Chemie! Zu dieser Gruppe gehören Tausende von Verbindungen. Mithilfe dieses Textes wirst Du diese Gruppe kennenlernen.
Charakteristische Eigenschaften von Salzen:
• Salze sind aus Ionen aufgebaut. Dabei sind immer positive Ionen (Kationen) mit negativen Ionen (Anionen) verbunden. Obwohl sie Ionen enthalten, sind Salze nach „außen“ hin ungeladen.
• Salze sind bei Raumtemperatur Feststoffe. Sie haben einen hohen Schmelzpunkt.
• Salzkristalle sind hart und spröde.
• Salze als Feststoffe (also Salzkristalle) leiten den elektrischen Strom nicht, da die Ionen im Kristall unbeweglich sind! Salzschmelzen und wässrige Lösungen hingegen leiten den elektrischen Strom, da sie freie bewegliche Ionen enthalten.
• Sie bestehen immer aus einem oder mehreren Metallion und einem oder mehreren Säurerestion(en).
• Salze haben hohe Siede- und Schmelzpunkte.
Eigenschaften von Salzen
- Salze sind chemische Verbindungen, die aus positiven und negativen Ionen bestehen.
- Das positive Ion ist immer ein Metallion, das negative Ion ist immer ein Säurerest.
- Feste Salze leiten den elektrischen Strom nicht.
- Flüssige, also geschmolzene Salze (auch Salzschmelze genannt) leiten den elektrischen Strom gut.
- auch Salzlösungen leiten den elektrischen Strom.
- Salze fast ausnahmslos immer hohe Siede- und Schmelzpunkte.
- Salze sind oft mehr oder weniger hart, aber spröde (brüchig).
- Salze können ganz verschiedene Farben haben. Kupfersalze sind z.B. oft blau.
- Nicht jedes Salz löst sich in Wasser auf. So sind zum Beispiel Kalk (Calciumcarbonat) und Gips (Calciumsulfat) wasserunlösliche Salze.
Entstehung von Salzen und Salzgewinnung des Menschen:
- In den Meeren und in Salzlagerstätten findet man vor allem das Salz Natriumchlorid. Wir verwenden es als Speisesalz.
- Der Salzgehalt des Meerwassers ist seit ca. 2 Milliarden Jahren ungefähr gleich.
- Ca. 90% der unterirdischen Salzlagerstätten sind durch eingetrocknete Meere entstanden.
- Salze, welche in geringen Mengen im Boden enthalten sind, lösen sich durch Regenwasser, welches dann als Grundwasser einen natürlichen Salzgehalt hat.
- Nicht gesalzenes Wasser kann maximal 26% Kochsalz lösen. Für andere Salze gibt es andere Werte.
Salze sind für den Menschen unentbehrlich. Das wichtigste ist dabei das Kochsalz (Natriumchlorid). Es wurde im Mittelalter auch das „weiße Gold genannt“. Salz war stets ein wichtiges Handelsgut. Es fand sogar mehrfache Erwähnung in der Bibel. Viele Städte tragen das Wort Salz (oder das keltische Wort
„Hall“) im Namen. (z.B. Halle, Reichenhall, Hallein, Halle, Schwäbisch Hall, Salzburg, Salzgitter, Bad Salzuffeln, Salzdettford, Bad Salzschlirf).
Ca. 90% der Salzlagerstätten entstammen dem Meer. Der Rest befindet sich in z. B. in Binnenseen oder als Sediment (=Ablagerungsgestein) im Boden. Salze werden z.B. durch Regen aus dem Gestein gelöst und mit Flüssen dann ins Meer getragen. Der Salzgehalt des Meerwassers entsprach schon vor ca. 2 Mrd.
Jahren dem heutigen. Dabei hängt die Zusammensetzung des Salzes von den Salzen im Boden ab, in dem sich das Regenwasser gelöst hatte. Allgemein kann Wasser bis zu ca. 26% Kochsalz lösen.
Menschen gewinnen Salz entweder durch Meerwasserentsalzung, Salzstöcke oder aus Solen. Dabei wird Wasser in den unterirdischen Salzstock gegeben, das Salz löst sich auf, das Wasser anschließend
verdunstet und das Salz bleibt zurück. Städte, die im Mittelalter über Salzlager verfügten waren in der Regel dadurch sehr reich. (Salzburg, Bad Reichenhall, Halle, München kam so zu Reichtum, da sie eine Zollstation an der Isar bauten)
Gebrauch und Verwendung von Salzen
• Kochsalz zum Würzen: Viele Salze sind für menschliche Ernährung unentbehrlich (z.B. Kochsalz (=Natriumchlorid), Magnesium- und Calciumsalze usw.) Kochsalz wird zum Würzen von fast allen Speisen verwendet. Selbst im Brot ist es enthalten. Es ist für den Menschen lebenswichtig!
• Neben geschmacklichen Gründen wird es bei Lebensmitteln auch zur Konservierung von Lebensmittel eingesetzt (Pökelfleisch, Fischkonservierung, etc.).
• Jedes Jahr werden große Mengen an Streusalz im Winter verwendet. Es setzt den Schmelzpunkt von Wasser herab, sodass Schnee und Eis auf den Straßen schmelzen.
• Natriumchlorid (Kochsalz) wird als Rohstoff in der chemischen Industrie häufig verwendet. So dient es z.B. der Chlorherstellung (Chlor dient als Ausgangsstoff der chemischen Industrie sowie der Bleich- und Desinfektionsmittelherstellung)
• 0,9%ige Natriumchloridlösung wird in der Medizin als physiologische Kochsalzlösung verwendet. Mit ihr kann man nicht nur Kontaktlinsen lagern, sondern auch Blut verdünnen oder Organe zur
Transplantation lagern.
• Soda (=Natriumcarbonat) wird verwendet als Rohstoff für die Glasindustrie, zur Herstellung von Bleichmitteln, Farben, Füllstoffen sowie zur Entschwefelung von Roheisen, Gusseisen und Stahl
• Salze sind als sogenannte Tenside in Seifen und Waschmitteln unentbehrlich.
• Einige Salze, wie z.B. Kochsalz, sind für die menschliche Ernährung unverzichtbar. Deshalb sind Salze wichtiger Bestandteil unserer Nahrung:
• Soda (=Natriumcarbonatdekahydrat (Na2CO3 · 10 H2O))
• Streusalz
• Rohstoff zur Herstellung von Bleichmitteln, Farben, Füllstoffen usw.
Gewinnung von Kochsalz
• Durch bergmännischen Abbau oder durch Abbau durch Salinen. Dabei unterschiedet man den Abbau aus Meerwassersalinen und aus Salinen, die Sole verdampfen.
• Durch Meerwasserverdunstung: Das Meerwasser läuft von dabei von Becken zu Becken und durch die Sonnenwärme wird das Meerwasser verdampft. Zurück bleibt das feste Salz.
Zusammensetzung der Salze
Feste Salze sind Verbindungen, die aus positiven Metallkationen und negativen Säurerestanionen bestehen.
Im gelösten Zustand enthält die wässrige Lösung dann beide Ionensorten. Die Ionen werden sich in der Lösung dann frei bewegen. Dieses kennzeichnet man durch ein „(aq)“ am Ion (z.B. Li+(aq)).
Der Schmelzpunkt von Salzen ist sehr hoch
In Salzen liegen also Ionen vor. Diese haben eine positive oder negative Ladung. Natriumchlorid besteht aus positiven Natriumionen und negativen Chloridionen. Positive und negative Ionen ziehen sich
gegenseitig an. Besonders im Feststoff ist diese Anziehung besonders stark.
Aus dem Kapitel über die Eigenbewegung der Teilchen weißt Du schon, dass alle Teilchen schwingen. Also auch Ionen!
Was passiert nun beim Schmelzen eines Salzes?
Die Ionen beginnen zu schwingen und brechen dadurch den „Ionenverbund“ aus positiven und negativen Ionen auf.
=> Ionen werden frei beweglich, das Salz schmilzt.
Beim Schmelzen von Salzen werden dabei also die Ionen voneinander getrennt. Durch Zufügen von Energie erhöht sich dabei die Eigenschwingung der Ionen. Überschreitet die Energie den Schmelzpunkt, ist die Schwingung so groß, das der Verband aus Ionen „zusammenbricht“.
Insgesamt kann man sagen, dass bei Salzen der Schmelzpunkt sehr hoch ist, da die Ionen sich durch die Ionenladung gegenseitig zusammenhalten und man „mehr“ Wärmeenergie zufügen muss, um den Verbund zu lösen, als bei Verbindungen, die keine Ladungen enthalten (z.B. Zucker).
Bergmännische Gewinnung von Natriumchlorid
In Deutschland wird Kochsalz vor allem unter Tage abgebaut, da aufgrund des Klimas eine Meerwasserentsalzung nicht für ganz Deutschland ausreichen würde.
Die Hauptkorridore befinden sich viele hundert Meter unter dem Boden. Von diesen zweigen Seitenkorridore ab.
Das Abbauprodukt: Steinsalz. Es enthält hauptsächlich Natriumchlorid, ist aber noch verunreinigt, wie man sieht.
Mit einem solchen Bohrer wird das relativ weiche Gestein gelöst und abgeschabt. Die Decke erhält dabei ihre typische Struktur. Rechts das gereinigte Produkt!
Aufgaben:
1. Wegen Salz wurden früher Kriege geführt. Es war mancherorts so wertvoll, dass es das weiße Gold genannt wurde.
Erstelle ein Video oder einen Text unter der Überschrift: „Die Bedeutung des Salzes“.
2. Bestimme die Ionenladungen der folgenden Ionen:
Na; Cl, Mg; Li; Sr; Be; S; O; Al O; C; H; K; Ca; Ba; Br; I; F; Ne
3. Bestimme die richtige Formel für folgende Salze:
Natriumchlorid (= Kochsalz):
Bariumsulfat:
Magnesiumcarbonat:
Natriumsulfat:
Lithiumnitrat:
Kaliumbromid:
Calciumphosphat:
Aluminiumsulfat:
4. Fasse mit Deinen Worten zusammen, warum Salze eine so große Gruppe der Chemie darstellen.
Zusatzinformationen:
https://de.wikipedia.org/wiki/Salze
https://de.wikipedia.org/wiki/Natriumchlorid
Nomenklatur bei Salzen
Salze werden nach mit dem Atomnamen des Metallions und dem Säurerest benannt.
Zuerst wird dabei das Metallion genannt, dann der Säurerest.
Zum Beispiel: Natriumchlorid, Magnesiumsulfat usw.
Die Wertigkeit des Metallions (bzw. dessen Ionenladung) kann dabei durch eine griechische Zahl angegeben werden. Bsp.: Eisen-(III)-chlorid.
1 mono
2 di
3 tri
4 tetra
5 penta
6 hexa
7 hepta
8 octa
9 nona
10 deca
Übungen zu Salzformeln und Salznamen
1. Schreibe hinter jedes Symbol die passende Ionenladung und kombiniere anschließend die Ionen zu nach „außen“
hin ungeladenen Salzen. Schreibe unter die Salzformel den passenden Namen:
F Cl S O NO3 SO4 PO4
K
Li
Na
Ca
Al
Fe2+
Fe3+
Pb
Cr
Cu
Übungstest zum Thema „Salze und Ionen“
1) Welche der folgenden Stoffe sind gute Leiter für elektrischen Strom? (je 0,5P => 4P)
• Zuckerlösung Erklärung:
• Magnesiumchloridlösung
• Natriumsulfatkristall
• Kochsalzschmelze
• Silberchlorid in Wasser
• Wasser aus der Leitung
• Metallstab
• Kohlenstoffdioxid
2) Definiere den Begriff „Ion“: (2P)
3) Welche Unterschiede bestehen zwischen Natrium als Element und dem Natriumion? (4P)
4) Unterstreiche bei den Begriffen Anionen in rot und Kationen in grün und notiere dann die entsprechende Formel mit ihrer Ionenladung. (Begriffe je Ion 0,25P + je Formel 0,25P => 6 P)
Natriumion: Nitration: Sulfation: Carbonation:
Berilliumion: Chloridion: Sulfidion: Fluoridion:
Magnesiumion: Phosphation: Oxidion: Silberion:
5) Bestimme die Ionenladungen der Ionen und erstelle dann die Summenformel, welche sie im entsprechenden Salzkristall haben. Zum Schluss markiere die schwerlöslichen Salze (je 0,25P => 9P)
F Cl S SO4 CO3 PO4
K Li Ca Al Ba Ag
6) Nenne die allgemeine Regel, nach der Salze aufgebaut sind und beschreibe dann die genaue Anordnung.
Gehe dabei auch auf den vorliegenden Bindungstyp ein. (4P)
7) Wenn man in Trinkwasser Silbernitratlösung tropft, kommt es zu einer leichten Trübung.
Beschreibe die Reaktion genau und benenne den sich bildenden Stoff. (Rückseite) (6P)
Vier Möglichkeiten der Salzbildung
Salze lassen sich auf mehreren Wegen bilden. Diese sind auch in der Natur so zu finden.
I) Salzbildung durch Neutralisation
Diesen Weg kennst Du schon aus dem Kapitel „Neutralisation“.
V: Zu Schwefelsäure wird erst etwas Universalindikator und dann tropfenweise Kalilauge zugefügt. Die neutrale Lösung wird eingedampft.
B: Lösung wird warm, nach dem Eindampfen liegt ein weißer Feststoff vor.
Bsp.: H2SO4 + 2 KOH ---> K2SO4 + 2 H2O + E
Allgemeine Regel: Säure + Lauge ---> Salz + Wasser + E
II) Salzbildung aus Metalloxid und Säure
V1: a) Etwa 4 cm Magnesiumband wird mit einer Tiegelzange in die Bunsenbrennerflamme gehalten. Gib das Reaktionsprodukt in ein Reagenzglas. (Hinweis: Nicht in die Flamme schauen!)
b) Salzbildung: In das Reagenzglas wird verdünnte HCl gegeben (etwa 2cm hoch).
Dampfe anschließend die Lösung ein. Benutze dabei unbedingt die Schutzbrille!
B: a) Mg verbrennt mit sehr heller Flamme. Das Reaktionsprodukt ist ein weißes Pulver.
b) Das Oxid löst sich in der Säure, beim Eindampfen erhält man einen farblosen Feststoff.
S: a) 2 Mg + O2 ---> 2 MgO (Magnesiumoxid)
b) MgO + 2 HCl ---> H2O + MgCl2 (Magnesiumchlorid)
Allgemeine Regel: Metalloxid + Säure ---> Salz + Wasser + E
III) Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge
Erinnere Dich an die Herstellung von frischem Kalkwasser:
a)
Vorbereitung: Herstellung von frischem Kalkwasser
Überschichte 2 Spatelspitzen CaO mit Wasser und schüttle kräftig. Filtriere die entstandene Lösung.
CaO + H2O ---> Ca(OH)2 (Kalkwasser) b) Salzbildung aus Nichtmetalloxid und Lauge
V: Kohlenstoffdioxid wird in Kalkwasser geleitet. Es bildet sich das schwerlösliche Salz Calciumcarbonat (=Kalk). Dazu wird mithilfe einer Pipette mehrmals ausgeatmete Luft in die Lösung von Kalkwasser geblasen.
B: Die Lösung färbt sich milchig-trüb.
S: Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O + E Calciumcarbonat (Salz)
Calciumcarbonat (Kalk) ist ein schwerlösliches Salz. Es löst sich nur in geringem Maße2. Allgemeine Regel: Nichtmetalloxid + Lauge ---> Salz + Wasser + E
Anmerkung: Im Grunde entsprechen die Wege 2. und 3. dem ersten, da in Nichtmetalloxide mit Wasser Säuren bildet und Metalloxide mit Wasser Laugen entstehen lassen.
2D.h. in Wasser wird nicht genügend Energie aufgebracht, das Ionengitter zu „zerstören“.
=> das Salz löst sich nicht (nur in sehr geringen Mengen), solange nicht mehr Energie zugeführt wird.
IV) Salzbildung aus den Elementen
V: ca. 5g Magnesium (alternativ Zink) werden mit ca. 3g Iod (I2) vorsichtig vermischt. Das fertige Gemisch wird dann auf ein Uhrgläschen gebracht und im Abzug vorsichtig mit wenigen Tropfen Wasser aus der Spritzflasche benetzt.
Alternativ kann der Versuch im Reagenzglas durchgeführt werden. Dann kann nach Reaktionsende deutlich mehr Wasser zugefügt werden, in dem sich das Salz löst. Das Wasser wird abdekantiert und anschließend eingedampft.
Je eine Spatelspitze Mg und I2
Schütteln!
B: Heftige Reaktion, Bildung eines hellen Feststoffs, violette Ioddämpfe. Der Feststoff löst sich in Wasser.
Nach dem Eindampfen der Lösung ist er am Reagenzglasboden sichtbar.
S: Bei der Reaktion von Mg und I2 entsteht (festes) Magnesiumchlorid. Dieses ist aus Ionen aufgebaut (Salz!) => Bei der Reaktion hat ein Magnesiumatom Elektronen an 2 Iodatome abgegeben:
S: Es ist das Salz Magnesiumiodid entstanden
Mg ---> Mg2+ + 2 e– I2 + 2 e– ---> 2 I– Mg + I2 ---> Mg2+I–2 + E
Allgemeine Regel: Metall + Nichtmetall ---> Salz
Zusammenfassung: Salzbildung
Salze können durch verschiedene Reaktionen entstehen. Dabei meint man immer die chemische Reaktion, bei der am Ende ein Salz vorliegt. Die Gewinnung hingegen ist nicht der chemische Vorgang, sondern der Abbau durch den Menschen.
Salzbildung durch Reaktion von Säure und Lauge HCl + NaOH ---> NaCl + H2O
Salzbildung durch Reaktion von Metalloxid und Säure CaO + H2O ---> Ca(OH)2
Salzbildung durch Reaktion von Nichtmetalloxid und Lauge Ca(OH)2 + CO2 ---> CaCO3 + H2O + E
Salzbildung aus den Elementen Mg + I2 ---> MgI2
Salzbildung aus Metallen und Säuren Mg + 2HCl ---> MgCl2 + H2
Aufgaben zur Salzbildung 1. Vervollständige die Gleichungen:
Metalloxid + Säure:
Calciumoxid + Salzsäure
CaO + __HCl ---> +
Calciumoxid + Phosphorsäure
CaO + __H3PO4 ---> + Nichtmetalloxid + Lauge:
Schwefeldioxid + Barytwasser
SO2 + Ba(OH)2 ---> +
Kohlendioxid + Natronlauge
CO2 + __NaOH ---> +
2. Metall + Nichtmetall:
Magnesium + Brom
Mg + Br2 --->
Eisen + Chlor (es entsteht Eisen(III)-chlorid) __ Fe + __ Cl2 --->
2. Stelle drei allgemeine Regeln auf, wie Salze entstehen können.
Verfahre nach dem Muster „reagieren Oxide mit ... , entstehen Salze“.
3. Erkläre die Besonderheit der Edelgase und die Edelgaskonfiguration.
4. Wenn Du eine Energiebetrachtung zu allen Salzbildungen durchführst, was fällt dann auf?
Salzbildung II: Die Bildung von Zinksulfid aus den Elementen
V: Zur Vereinigung von Zink und Schwefel werden beide Elemente miteinander vermischt und auf einem Drahtnetz mit einem glühenden Draht entzündet.
glühender Metallstab
Zink und Schwefelpulver vermischt (2:1)
B: Sehr heftige Reaktion, Rauchentwicklung
S: Es fand eine Salzbildung statt. Die Reaktion ist stark exotherm. Der neue Stoff heißt Zinksulfid.
Zum Aufstellen der Reaktionsgleichung muss man wissen, dass Zn zwei Valenzelektronen besitzt:
Zn ---> Zn2+ + 2 e– S + 2 e– ---> S2–
————————————
Zn + S ---> Zn2+ S2–+ E
Unterkapitel III: Der Aufbau von Salzkr istallen und energetische Aspekte der Salz- und Ionenbildung
Salze im festen Zustand: Der Aufbau der Salzkristalle - das Ionengitter Ansetzten eine Kristallzucht:
V: Eine Kupfersulfatlösung wird übersättigt. Anschließend wird ein Faden mit einem Impfkristall hineingehängt.
B: Es bildet ein Salzkristall.
S: Die ursprünglich frei beweglichen Ionen ziehen sich gegenseitig an und bilden einen Ionenverband bei dem sich die Kationen und die Anionen gegenseitig anziehen.
Cl– Na+
Die Verbindung der positiv und negativ geladenen Ionen zu einem stabilen Verband/ Gitter setzt eine hohe Gitterenergie frei (es ist also ein stark exothermer Schritt). Sie beruht auf der starken Anziehungskraft zwischen den Ionen entgegengesetzter Ladung.
Max von Laue - Versuch
Max von Laue war Physiker, der an der Universität Straßburg studierte und sich dann später, nach seinem Umzug nach Göttingen schwerpunktmäßig mit Optik beschäftigte. 1903 promovierte er bei Max Planck in Berlin. Nach seiner Habilitation 1906 beschäftigte er sich als Professor mit der Relativitätstheorie Albert Einsteins und entwickelte 1907 mit seinen optischen Experimenten wichtige Beweise für die Richtigkeit des Einsteinschen Additionstheorems. 1909 kam er als Privatdozent an das Institut für theoretische Physik der Universität München. Er war Spezialist für Licht und Strahlung und erkannte viele Gemeinsamkeiten mit den radioaktiven Strahlen.
Im Jahr 1912 entdeckte er zusammen mit Friedrich und Knipping die Beugung von Röntgenstrahlen an Kristallen. Damit waren sowohl der Wellencharakter der Röntgenstrahlung als auch die Gitterstruktur der Kristalle nachgewiesen. Für seine Arbeit erhielt Max von Laue 1914 den Nobelpreis für Physik.
Der Laue-Versuch:
V: Ein Salzkristall wird mit Röntgenstrahlung bestrahlt. Dahinter befindet sich eine Fotoplatte, welche für Röntgenstrahlen empfindlich ist3.
B: Laue bemerkte charakteristische Schwärzungen. Er untersuchte daraufhin verschiedene Salze und stelle fest, dass es scheinbar drei Typen von Mustern gab, die besonders häufig auftreten.
S: Im festen Zustand liegt in Salze ein Ionengitter vor. Dabei sind Ionen im richtigen stöchiometrischen Verhältnis so „gepackt“, dass jedes Kation die gleiche Anzahl an Anionen als Nachbarn hat (und
umgekehrt). Ein positives Ion hat also nur negative Ionen als Nachbar und umgekehrt. Die Anzahl ist dabei immer gleich! Diese Zahl nannte er Koordinationszahl. Die Koordinationszahl gibt die Anzahl der
unmittelbaren Nachbarn an, welche für die jeweiligen Salze typisch ist!
Es gibt dabei v.a. drei wichtige Typen, die besonders häufig auftreten. Laue benannte sie nach den Salzen, wo er dies zuerst bemerkte:
NaCl: Natriumchlorid-Typ KZ = 6 (also 6 Nachbarn pro Ion) bildet einen Oktaeder.
CsCl: Cäsiumchlorid-Typ KZ = 8 (also 8 Nachbarn pro Ion) bildet einen Würfel.
ZnS: Zinksulfid-Typ KZ = 4 (also nur 4 Nachbarn pro Ion) bildet einen Tetraeder.
Aber warum ist die Summenformel dann NaCl?
Wenn aber jedes Ion so viele Nachbarn hat, warum ist dann die Summenformel nicht NaxClx? Das wäre doch viel zu chaotisch und kompliziert!
Die Summenformel gibt also nur das Verhältnis der Ionen an.
Bsp.: Na+Cl– : Verhältnis Na+ : Cl– = 1:1
Die Anziehungskraft der Ionen
Aus dem Versuch der Natriumchloridbildung weißt Du schon, dass die Ionengitterbildung ein exothermer Prozess ist. Diese Energie wurde frei, da sich anziehende (unterschiedlich geladene) Teilchen
aufeinandertreffen.
Versucht man nun, zwei miteinander verbundene Ionen voneinander zu trennen, benötigt man Energie.
Dies kann man im täglichen Leben gut durch das Auseinanderziehen zweier Magneten verdeutlichen:
Zwei miteinander verbundene Teilchen kann man nur durch das Aufbringen von Energie voneinander trennen!
Man kann sogar berechnen, wie groß die Energie ist, die bei der Gitterbildung frei wird, bzw. die
aufgebracht werden muss, um das Gitter zu zerstören (schmelzen)4. Diese Energie entspricht im Betrag dem Energiebetrag, der notwendig ist, die Ionen wieder voneinander zu trennen.
4 Damit das Ionengitter richtig fest und stabil ist, muss der optimale Abstand zwischen den Ionen vorliegen. Ist er zu groß, wäre das Gitter zu locker (zu geringe Anziehungskraft), ist er zu gering, würden sich die Atomkerne zu stark abstoßen.
Die Koordinationszahl
Die Anordnung der Ionen im Kristall ist regelmäßig. Betrachtet man z.B. einen Natriumchloridkristall, sieht man:
a) Jedes Na+-Ion ist von 6 Cl–-Ionen umgeben.
b) Jedes Cl–-Ion ist von 6 Na+-Ionen umgeben.
=> Man sagt daher die Koordinationszahl (KZ) beim Kochsalz ist 6.
Die Koordinationszahl ist die Anzahl der direkten Nachbarn in einem regelmäßig aufgebauten Verband.
Beispiele für Koordinationszahlen der Ionengitter NaCl KZ = 6
CsCl KZ = 8 ZnS KZ = 4
Diese drei Typen stehen exemplarisch ebenfalls für viele andere Salze. Verbinden sich also Ionen mit der Koordinationszahl 6, spricht man vom NaCl-Typ, bei KZ 8 vom CsCl-Typ und bei KZ 4 vom ZnS-Typ.
Wovon hängt die Koordinationszahl ab?
1) Vom Ionenradius: Je größer ein Anion ist, desto mehr Kationen könnten darum angeordnet werden.
2) Die Formel gibt an, wie sich die Zahlen von Anionen und Kationen in der Verbindung zueinander verhalten.
Die Formel einer Ionenverbindung ist immer eine Verhältnisformel, keine Molekülformel
Beispiele für Ionenradien:
r(Na+) r(Cs+) r(Zn2+) r(Cl-) r(S2-)
97 pm 169 pm 74 pm 181 pm 184 pm
rKation/ rAnion Koordinations-
zahl
Anordnung der Ionen
Gittertyp
< 0,42 4 tetraedrisch ZnS-Typ
0,42 bis 0,73 6 oktaedrisch NaCl-Typ
> 0,73 8 würfelförmig CsCl-Typ
Wovon hängt der Ionenradius ab?
Zwei Faktoren beeinflussen den Ionenradius:
a) Die Anzahl an Elektronenhüllen:
Von Periode zu Periode nehmen die Ionenradien zu, da mit jeder Periode auch eine neue Elektronenhülle (Schale) vorhanden ist => der Radius nimmt zu!
b) Die Anzahl an Valenzelektronen:
Werden Elektronen abgegeben, so wird die Edelgaskonfiguration der darunterliegenden Hülle (Schale) erreicht. Es entstehen positiv geladene Ionen (Kationen). Es gilt also folgende Regel: Kationen sind kleiner als die Anionen derselben Periode.
Schaut man aber innerhalb einer Elektronenhülle, dann nimmt der Radios mit steigender Ordnungszahl leicht ab, da immer mehr Protonen im Kern vorhanden sind.
Erklärung: Von Element zu Element nimmt innerhalb einer Periode die Kernladungszahl (= Protonenzahl) zu. Das heißt, die Außenelektronen werden immer stärker durch mehr und mehr Protonen angezogen.
=> Der Radius nimmt leicht ab.
Grobe Faustregel: Bei der Kationenbildung nimmt der Ionenradius ab, bei der Anionenbildung hingegen nur unmerklich zu
Von der Größe der Ionen ist im Übrigen auch die Anzahl an Nachbarn im Salzkristall abhängig (=Koordinationszahl). Sie bestimmt u.a. auch die Form der Salzkristalle.
Vergleiche Atomradios und Ionenradius:
1. Bei Kationen, also positiv geladenen Ionen, ist der Ionenradius kleiner als der Atomradius. Je größer die positive Ladung ist, desto kleiner wird der Ionenradius.
2. Bei Anionen, also negativ geladenen Ionen, ist der Ionenradius größer als der Atomradius. Je größer die negative Ladung ist, desto größer wird der Ionenradius.
Zusatzinformationen:
https://de.wikipedia.org/wiki/Coulombsches_Gesetz
Die wichtigsten Atom- und Ionenradien
Vergleiche einmal Ionenradien und die jeweilig entsprechenden Atomradien. Kannst Du eine generelle Aussage treffen, die zwischen Anionen und Kationen unterscheidet?
Atomradius (m-12) (=pm)
Ionenradius (m-12) (=pm)
Ag 144 Ag+: 115
Al 143 Al3+: 57
Ba 217 Ba2+: 143
Be 111 Be2+: 34
Br 114 Br–: 196
Ca 197 Ca2+: 106
Cl 99 Cl-: 181
F 64 F –: 133
Fe 124 Fe3+: 67
H 30 H–: 154
I 133 I–: 220
K 227 K+: 133
Li 152 Li+: 60
Mg 160 Mg2+: 78
Mn 137 Mn2+: 91
N 70 N3–: 171
Na 186 Na+: 98
O 66 O2–: 132
P 110 P3–: 212
Pb 175 Pb2+: 132
S 104 S2–: 195
Ionosierungsenergien
Schaut man sich den Vorgang der Ionenbildung aus den jeweiligen Elementen genauer an, so sieht man, dass die Abgabe bzw. die Aufnahme eines Elektrons Energie benötigt. Um das genau zu verstehen, müssen wir uns ein wenig erinnern:
Erinnere Dich:
Na Mg Al Si P S Cl Ar
<--- Metalle ---> Halbmetall <--- Nichtmetalle --->
• Innerhalb einer Hauptgruppe sind die Eigenschaften der Elemente teilweise sehr ähnlich.
• Innerhalb einer Periode folgen Elemente mit sehr unterschiedlichen Eigenschaften aufeinander.
• In einer Periode nimmt von links nach rechts die Ordnungszahl und damit auch die Elektronenzahl und die Kernladungszahl (letzteres durch die Zunahme an Protonen) um jeweils eine Einheit zu.
• Da chemische Eigenschaften vor allem durch die Zahl der Valenzelektronen bestimmt sind,
unterscheiden sich Elemente innerhalb einer Periode erheblich in ihren chemischen Eigenschaften.
• Im PSE werden die Elemente nach steigender Ordnungszahl (Kernladungszahl) geordnet.
• Je mehr Protonen nun im Kern sind, desto mehr nimmt die Anziehung zwischen Kern und
Elektronenhülle zu und es wird folglich immer schwerer, Valenzelektronen abzuspalten (Kationen- Bildung) und immer leichter Elektronen aufzunehmen (Anionen-Bildung). Je leichter es ist, desto weniger Energie wird benötigt. Je schwerer es ist, desto mehr Energie wird benötigt.
• Die Zugabe oder Wegnahme eines Elektrons ist dabei immer „preiswerter“, es wird also weniger Energie benötigt, als für die Abgabe oder Zugabe von einem zweiten, dritten oder gar vierten Elektron notwendig wäre. Deshalb gibt es auch so wenige Ionen mit hohen Ionenladungen.
1. Ionisierungsenergie
• Elektronenaffinität
• Atomradius
Ionisierungsenergie [eV]
C ---> C+ 11,3
C+ ---> C2+ 24,4
C2+ ---> C3+ 47,9 C3+ ---> C4+ 64,5
C4+ ---> C5+ 392
Merke:
Die Periodennummer gibt die Zahl der Elektronenschalen/ Elektonenhüllen an.
Die Hauptgruppennummer gibt die Zahl der Valenzelektronen an.
Ionenbindung und das Ionengitter
Def.: Eine Ionenbindung ist die Verbindung von unterschiedlich geladenen Ionen.
Die Ionen ziehen sich dabei durch elektrostatische Anziehung an und „halten“ so zusammen. Diese Ionenbindung kann z.B. durch einen Elektronenübergang von einem Atom auf ein Zweites entstehen (z.B. bei der Salzbildung). Dabei werden jeweils soviel Elektronen aufgenommen (bzw. abgegeben), bis beide Partner Edelgaskonfiguration erreichen.
Regeln:
Ein Ion kann aus einem oder mehreren Atomen bestehen (Na+, Cl–, NO3–).
Metallatome bilden Kationen. Diese sind positiv geladen und kleiner als das entsprechende Metallatom, da in ihrer Elektronenwolke ein Elektron fehlt. Nichtmetallatome bilden Anionen. Sie sind negativ geladen und ungefähr so groß wie das ursprüngliche Atom, da sich die Anzahl ihrer Elektronenwolken nicht ändert.
Chlor ---> Chlorid (Cl–) Schwefel ---> Sulfid (S2–)
Eine aus Ionen aufgebaute Verbindung besteht aus zahlreichen Anionen und Kationen, die im festen Zustand zu einem Ionengitter (Kristall) geordnet sind.
Die elektrostatische Anziehung hält den Kristall zusammen.
Die Koordinationszahl gibt die Zahl der unmittelbaren Nachbarn an.
(Bsp. NaCl: KZ = 6)
Die Formel (z.B.: NaCl) gibt das einfachste ganzzahlige Verhältnis zwischen den Ionen an. Insgesamt ist der Kristall elektrisch neutral.
Bei der Bildung eines Ionengitters wird GITTERENERGIE frei. Das Ionengitter ist demnach ein von den Ionen „angestrebter“ Zustand. (Man glaubt es kaum, aber der geordnete Zustand ist der, der am
wenigsten Energie benötigt)
Zum Auflösen eines Ionengitters wird demzufolge wieder der Betrag Gitterenergie benötigt, der bei der Bildung frei wurde (Um also „Unordnung“ zu erzeugen, muss Energie „reingesteckt“ werden.).
Beim Schmelzen von Salzen werden die Ionen des Ionengitters voneinander getrennt. Durch Zufügen von Energie erhöht sich dabei die Eigenschwingung der Ionen. Überschreitet die Energie den
Schmelzpunkt (= Betrag der Gitterenergie), ist die Schwingung so groß, dass das Ionengitter
„zusammenbricht“.
=> Da die Ionen sich durch die Ionenladung gegenseitig zusammenhalten, muss sehr viel Energie aufgebracht werden, um das Ionengitter zu zerstören.
=> Bei Salzen ist der Schmelzpunkt also sehr hoch!
Energiebilanz der Salzbildung
Die Salzbildung ist immer exotherm. Eine besonders exotherme Reaktion ist die Bildung von Natriumchlorid:
V: Reaktion von Natrium und Chlor.
B: Es entsteht ein weißer Feststoff. Die Reaktion ist stark exotherm.
S: Es ist Natriumchlorid entstanden. Große Energiemengen wurden frei.
Na ---> Na+ + e– Cl2 + 2 e– ---> 2 Cl–
——————————————
2 Na + Cl2 ---> 2 NaCl + E
Teilschritte der NaCl - Bildung
Die Bildung von NaCl läuft in mehreren Schritten ab. Um die Heftigkeit der Reaktion besser zu verstehen, zerlegen wir sie mal in Einzelschritte:
Welche Teilschritte müssen ablaufen, damit Natrium und Chlor zu Natriumchlorid reagieren?
1a) Na ---> Na+
(1) Sublimation: (festes) Natrium (s) wird zu (gasförmigem) Natrium (g).
Dazu wird Energie benötigt => Sublimationsenergie ist endotherm >0 (2) Ionisierung: Natrium (g) wird unter Elektronenabgabe zum Na+-Ion.
Dazu wird Energie benötigt => Ionisierungsenergie ist endotherm >0 1b) ½ Cl2 ---> Cl–
(1) Dissoziation: Chlor wird in zwei Atome gespalten (Cl2 ---> Cl + Cl).
Dazu wird Energie benötigt => Dissoziationsenergie ist endotherm >0 (2) Elektronenaffinität: Das Chloratom wird unter Elektronenaufnahme zum Chloridion.
Dabei wird Energie frei => Elektronenaffinitätenergie ist exotherm <0
2) Gitterbildung
Die Vereinigung der gasförmigen Ionen zum Salzkristall ist stark exotherm! <0
ΔE Sublimation ΔE Ionisierung
Na (s) ---> Na (g) ---> Na+
108 kJ/mol 496 kJ/ mol
Na+Cl–(s)
ΔE Gitter: -788 kJ/ mol
ΔE Dissoziation ΔE Elektronenaffinität
½ Cl2(g) ---> Cl ---> Cl– 121 kJ/ mol - 348 kJ/ mol
Die Verbindung der Ionen zu einem stabilen Verband/
Beachte das Vorzeichen der beteiligten Energien:
Sublimation: Endothermer Schritt, da ein fester Zusammenhalt gelöste werden muss Ionisierung : Endothermer Schritt, da dem Natriumatom ein Elektron „genommen“ wird
(Ionisierungsenergie: Energie, die zum Ablösen eines Elektrons benötigt wird) Dissoziation: Endothermer Schritt, da die beiden Atome des Moleküls „getrennt“ werden
Elektronenaufnahme: Exothermer Schritt, da Elektronen zugefügt werden.
Ist eigentlich logisch, denn wenn die Ionisierung endotherm ist, dann muss der gegenteilige Prozess exotherm sein!
(Die Elektronenaffinität ist die Energie, die bei der Aufnahme eines e- frei wird)
Gesamtbildungsenergie
Na (s) ---> Na (g) ΔHS = + 109 kJ/mol Na (g) ---> Na+ + e- ΔHI = + 502 kJ/mol
½ Cl2 ---> Cl ΔHB = + 121 kJ/mol Cl + e– ---> Cl- ΔHEA = - 365 kJ/mol Na+ + Cl– ---> Na+Cl- ΔHG = - 778 kJ/mol
————————————————————————
Na + ½ Cl2 ---> Na+Cl- (s) ΔHR = - 411 kJ/mol
Berechnung der Bildungsenergie von NaCl:
ΔEBildung = ΔESubl + ΔEIonisierung + ½ ΔEDissoziation + ΔEElektronenaffinität + ΔEGitter
Das Erreichen der Edelgaskonfiguration kann somit nicht der Grund für die exotherm verlaufende Reaktion von Natrium und Chlor zum stabilen Natriumchlorid sein.
Vielmehr ist es das Zusammentreten der Ionen zu einem energiearmen, stabilen Gitter unter Freisetzung eines hohen Betrages an Gitterenergie. Die Edelgasregel ist somit ein geeignetes Hilfsmittel bei der Aufstellung der an der Salzbildung beteiligten Ionen, begründet jedoch nicht die
„Triebkraft“ der Salzbildung.
